Química física (treball)

ca teoria d'àcids i bases de Pearson, n f
ca teoria d'àcids i bases durs i tous, n f sin. compl.
es concepto ácido-base de Pearson, n m
es teoría ácido-base de Pearson, n f
es teoría ácido-base duro-blando, n f
es teoría HSAB, n f
en HSAB concept, n
en HSAB theory, n
en Pearson acid base concept, n

Química inorgànica

Definition

Teoria d'àcids i bases que es fonamenta en l'estabilitat dels complexos que formen.

Note

A partir de les dades de constants d'equilibri, s'ha observat que els metalls més pesants del bloc p i els últims metalls del bloc d (Cu⁺, Ag⁺, Au⁺, Cd²⁺, Hg²⁺, Pd²⁺, Pt²⁺, coneguts com a ions metàl·lics de classe B) formen complexos més estables amb els àtoms donadors fòsfor, sofre i iode, segons els ordres d'estabilitats N << P >> As > Sb; O << S > Se » Te i F < Cl < Br < I.

En canvi, els metalls més lleugers del bloc s i el bloc p i els primers metalls del bloc d (Al³⁺, Co³⁺, Fe³⁺, Ti⁴⁺, coneguts com a ions metàl·lics de classe A) formen complexos més estables d'acord amb els ordres d'àtoms donadors N >> P > As > Sb; F > Cl > Br > I i O > S > Se > Te.

La proposta de Pearson és que aquests fets empírics es poden generalitzar mitjançant els conceptes de àcid dur, àcid tou, base dura i base tova; segons els quals una base dura, com ara els lligands amb nitrogen, oxigen o fluor, es coordina millor amb un àcid dur, com ara Al³⁺, Co³⁺ o Fe³⁺, i una base tova, com ara els lligands amb fòsfor, sofre o iode, es coordina millor amb un àcid tou, com ara Cu⁺, Ag⁺, Au⁺, Cd²⁺ o Hg²⁺.

Ahrland, Chatt i Davies van fer una divisió de la taula periòdica segons la classe a la qual pertanyen els elements que poden actuar com a àcids (vegeu la imatge teoria d'àcids i bases de Pearson 1). Els ions metàl·lics de caràcter intermedi, de vegades ho són pel fet que poden presentar diferents estats d'oxidació.

En aquest context, dur i tou són mesures de la polaritzabilitat dels àcids i les bases, en què per polaritzabilitat s'entén la capacitat que el seu núvol de densitat electrònica pugui ser deformat per una altra espècie. Cal remarcar que dur i tou són termes relatius, ja que es tracta d'un model comparatiu. Així, quan es diu que un àcid és dur, en realitat el que es vol dir és que és més dur que altres àcids.

Aquest model permet predir el signe correcte per al canvi d'entalpia associat a una reacció d'equilibri, com es mostra a la imatge teoria d'àcids i bases de Pearson 2, en què d significa dur, t significa tou, _a indica que és un àcid i _b indica que és una base. Per exemple, el que es mostra a la imatge teoria d'àcids i bases de Pearson 3. Aquest model també resulta molt útil en geoquímica, ja que permet predir en quina forma es trobaran determinats cations a l'escorça terrestre, ja siguin òxids, sulfurs, etc.

La sigla HSAB correspon a l'equivalent anglès hard and soft acids and bases ('àcids i bases durs i tous').

ca teoria d'àcids i bases de Pearson, n f
ca teoria d'àcids i bases durs i tous, n f sin. compl.
es concepto ácido-base de Pearson, n m
es teoría ácido-base de Pearson, n f
es teoría ácido-base duro-blando, n f
es teoría HSAB, n f
en HSAB concept, n
en HSAB theory, n
en Pearson acid base concept, n

Química inorgànica

Definition

Teoria d'àcids i bases que es fonamenta en l'estabilitat dels complexos que formen.

Note

A partir de les dades de constants d'equilibri, s'ha observat que els metalls més pesants del bloc p i els últims metalls del bloc d (Cu⁺, Ag⁺, Au⁺, Cd²⁺, Hg²⁺, Pd²⁺, Pt²⁺, coneguts com a ions metàl·lics de classe B) formen complexos més estables amb els àtoms donadors fòsfor, sofre i iode, segons els ordres d'estabilitats N << P >> As > Sb; O << S > Se » Te i F < Cl < Br < I.

En canvi, els metalls més lleugers del bloc s i el bloc p i els primers metalls del bloc d (Al³⁺, Co³⁺, Fe³⁺, Ti⁴⁺, coneguts com a ions metàl·lics de classe A) formen complexos més estables d'acord amb els ordres d'àtoms donadors N >> P > As > Sb; F > Cl > Br > I i O > S > Se > Te.

La proposta de Pearson és que aquests fets empírics es poden generalitzar mitjançant els conceptes de àcid dur, àcid tou, base dura i base tova; segons els quals una base dura, com ara els lligands amb nitrogen, oxigen o fluor, es coordina millor amb un àcid dur, com ara Al³⁺, Co³⁺ o Fe³⁺, i una base tova, com ara els lligands amb fòsfor, sofre o iode, es coordina millor amb un àcid tou, com ara Cu⁺, Ag⁺, Au⁺, Cd²⁺ o Hg²⁺.

Ahrland, Chatt i Davies van fer una divisió de la taula periòdica segons la classe a la qual pertanyen els elements que poden actuar com a àcids (vegeu la imatge teoria d'àcids i bases de Pearson 1). Els ions metàl·lics de caràcter intermedi, de vegades ho són pel fet que poden presentar diferents estats d'oxidació.

En aquest context, dur i tou són mesures de la polaritzabilitat dels àcids i les bases, en què per polaritzabilitat s'entén la capacitat que el seu núvol de densitat electrònica pugui ser deformat per una altra espècie. Cal remarcar que dur i tou són termes relatius, ja que es tracta d'un model comparatiu. Així, quan es diu que un àcid és dur, en realitat el que es vol dir és que és més dur que altres àcids.

Aquest model permet predir el signe correcte per al canvi d'entalpia associat a una reacció d'equilibri, com es mostra a la imatge teoria d'àcids i bases de Pearson 2, en què d significa dur, t significa tou, _a indica que és un àcid i _b indica que és una base. Per exemple, el que es mostra a la imatge teoria d'àcids i bases de Pearson 3. Aquest model també resulta molt útil en geoquímica, ja que permet predir en quina forma es trobaran determinats cations a l'escorça terrestre, ja siguin òxids, sulfurs, etc.

La sigla HSAB correspon a l'equivalent anglès hard and soft acids and bases ('àcids i bases durs i tous').

ca teoria d'àcids i bases de Brønsted, n f
ca teoria d'àcids i bases de Brønsted i Lowry, n f
ca teoria de Brønsted i Lowry, n f sin. compl.
es teoría de ácidos y bases de Brønsted, n f
es teoría de ácidos y bases de Brønsted y Lowry, n f
es teoría de Brønsted y Lowry, n f
en Brønsted acid-base theory, n
en Brønsted-Lowry acid-base theory, n
en Brønsted-Lowry theory, n

Química inorgànica

Definition

Teoria d'àcids i bases que es fonamenta en la transferència de protons, segons la qual els àcids actuen com a donadors de protons i les bases actuen com a acceptors de protons H⁺ o, si es tracta d'una solució aquosa, H₃O⁺.

Note

Aquesta definició dona lloc al concepte de parell acidobàsic conjugat, el conjunt format per un àcid i una base relacionats pel guany o la pèrdua d'un únic protó.

A diferència de la teoria d'àcids i bases d'Arrhenius, la teoria d'àcids i bases de Brønsted té en compte l'efecte del dissolvent en l'equilibri d'una manera molt activa acceptant o cedint protons, com per exemple HCl + H₂O → Cl⁻ + H₃O⁺. Així doncs, un àcid només es pot dissociar en un dissolvent capaç d'acceptar protons, és a dir, que tingui caràcter bàsic, i una base només es pot dissociar en un dissolvent que pugui cedir-li protons, és a dir, que tingui caràcter àcid. En aquest cas, es pot tractar d'un dissolvent protofílic, un dissolvent protogènic, un dissolvent amfipròtic o un dissolvent apròtic.

Això fa que les característiques acidobàsiques d'una substància química siguin molt diferents segons el dissolvent amb què interactua. Així, per exemple, la urea es comporta com una base feble en dissolució aquosa (segons H₂NCONH₂ + H₂O → H₂NCONH₃⁺ + OH⁻), com una base forta en presència d'àcid acètic (segons H₂NCONH₂ + CH₃COOH → H₂NCONH₃⁺ + CH₃COO⁻) o bé com un àcid en presència d'amoníac líquid (segons H₂NCONH₂ + NH₃ → H₂NCONH⁻ + NH₄⁺).

Les forces relatives dels àcids de Brønsted són definides per la constant d'acidesa, que sovint s'expressa en valors de pK_A.

Vegeu també teoria d'àcids i bases de Lewis.

ca teoria de col·lisions, n f
es teoría de colisiones, n f
en collision theory, n

Química física

Definition

Teoria que permet relacionar la constant de velocitat d'una reacció amb els paràmetres que caracteritzen les col·lisions entre les molècules.

Note

El model de col·lisions d'esferes rígides de la teoria de col·lisions és el més senzill. Aquest model es fonamenta en tres hipòtesis essencials. En primer lloc, les espècies que reaccionen són assimilables a esferes rígides i impenetrables. En segon lloc, perquè les molècules reaccionin, no només han d'experimentar col·lisions entre elles, sinó que ho han de fer amb una mínima energia translacional superior a l'energia d'activació. Finalment, no totes les col·lisions poden produir una reacció, encara que satisfacin el requisit anterior, atès que es pot donar el cas que els reactius hagin de xocar en una orientació relativa determinada perquè sigui possible la reacció. L'expressió que prediu el model de col·lisions d'esferes rígides per a la constant de velocitat d'una reacció elemental bimolecular és $k=p\sigma N_A \left(\frac{8k_B T}{\pi\mu}\right)^{1/2}{\rm e}^{-E/RT}$, en què p és el factor estèric, σ és la secció eficaç de col·lisió, T és la temperatura termodinàmica, N_Aés la constant d'Avogadro, k_B és la constant de Boltzmann, μ és la massa reduïda del sistema i E_a és l'energia d'activació.

ca teoria de l'estat de transició, n f
es teoria del estado de transición, n f
en transition-state theory, n

Química física

Definition

Teoria que permet estimar els valors de les constants de velocitat de reaccions químiques a partir del coneixement de la superfície de potencial únicament en la regió de l'estat de transició.

Note

La teoria de l'estat de transició es basa en la suposició que hi ha un equilibri termodinàmic entre els reactius i el complex activat.
Segons el model de la teoria de l'estat de transició, l'expressió per a la constant de velocitat per a una reacció bimolecular és $k=\frac{k_B T}{h} \frac{1}{L} \frac{z^{\ddag}}{z_Az_B} \exp \left(\frac{-E_0}{k_B T}\right)$, en què k_B és la constant de Boltzmann, T és la temperatura termodinàmica, h és la constant de Planck, L és la constant d'Avogadro (per a evitar la confusió amb el número de partícules de l'espècie A no es posa el símbol usual, N_A), $z^\ddag$ és la funció de partició del complex activat a la qual s'ha tret el mode normal de vibració corresponent a la freqüència de vibració que trenca la molècula i dona lloc als productes, z_A i z_B són les funcions de partició de les molècules dels reactius A i B, respectivament, mentre que E₀ és la diferència d'energia potencial electrònica entre els reactius i l'estat de transició. Per la seva simplicitat, es tracta d'un model usat freqüentment per a obtenir constants de velocitat, ja sigui per a suplir la manca d'informació experimental o bé com a primeres estimacions en estudis més detallats.

La formulació termodinàmica de la teoria de l'estat de transició s'anomena teoria del complex activat.

La IUPAC recomana prioritzar el terme teoria de l'estat de transició, en detriment de teoria del complex activat, que tradicionalment s'ha utilitzat com a denominació sinònima. En aquest diccionari es defineixen per separat per a facilitar la comprensió dels matisos diferenciadors d'ambdós conceptes.

ca teoria d'àcids i bases de Lewis, n f
ca teoria de Lewis, n f sin. compl.
es teoría ácido-base de Lewis, n f
es teoría de Lewis, n f
en Lewis acid-base theory, n
en Lewis theory, n

Química inorgànica

Definition

Teoria d'àcids i bases que es fonamenta en la transferència de parells d'electrons.

Note

El fet que la teoria d'àcids i bases de Lewis es fonamenti en la transferència de parells d'electrons la diferencia de teoria d'àcids i bases d'Arrhenius i de la teoria d'àcids i bases de Brønsted, en els quals la partícula de referència és el protó. Així, una base és una substància que pot cedir com a mínim un parell d'electrons i un àcid és una substància que pot acceptar com a mínim un parell d'electrons (vegeu la imatge).

De resultes de la donació d'un parell d'electrons es forma l'enllaç covalent datiu i la molècula resultant és un complex. El donador del parell d'electrons és un lligand i pot ser aniònic, com el Cl^-, o neutre, com l'amoníac.

L'orbital buit que accepta els electrons pot ser un orbital s, com en el cas del H⁺; un orbital p, com en el cas del BF₃; un orbital d, com en el cas del Co²⁺, o un orbital f, com en el cas del U⁶⁺. Com més petit sigui el catió i més gran la relació entre la càrrega elèctrica i el radi, més fort serà el caràcter d'àcid de Lewis de l'ió envers bases de Lewis com ara l'amoníac o l'aigua.

Si una molècula té un orbital donador i un orbital buit, pot actuar alhora tant com a àcid de Lewis o com a base de Lewis, com ara el diòxid de sofre.

ca teoria del calòric, n f
es teoría del calórico, n f
en caloric theory, n

Química física

Definition

Teoria obsoleta que explicava el fenòmens calorífics i la combustió a partir del calòric.

Note

Segons la teoria del calòric, les partícules de calòric es repel·leixen entre elles però són atretes per la matèria.

La teoria del calòric es va establir al segle XVIII en substitució de la teoria del flogist. A mitjan segle XIX es va rebutjar definitivament aquesta teoria arran dels experiments de J. P. Joule, que van conduir a la formulació del primer principi de la termodinàmica, i que demostraven que tant el treball com la calor són formes de bescanviar energia i que l'energia es conserva.

S. Carnot, en la demostració del teorema de Carnot el 1824, va utilitzar la teoria del calòric. Actualment se'n pot entendre la demostració si se substitueix el terme calòric per entropia, un concepte que no va ser introduït fins a mitjan segle XIX.

ca teoria del complex activat, n f
ca ACT, n f sigla
es teoría del complejo activado, n f
en activated complex theory, n
en ACT, n sigla

Química física

Definition

Formulació termodinàmica de la teoria de l'estat de transició que relaciona la constant d'equilibri de la formació del complex activat amb l'energia de Gibbs d'activació estàndard.

Note

Segons la teoria del complex activat, la constant de velocitat d'una reacció ve donada per $k = \frac{k_B T}{h} \left( c_0\right)^{1-n} exp \left( \frac{- \Delta^{\ddagger}G^0}{RT} \right)$, en què k_B és la constant de Boltzmann, R és la constant dels gasos, T és la temperatura termodinàmica, h és la constant de Planck, c₀ = 1M, n és la molecularitat de la reacció i ∆^‡G° és l'energia de Gibbs d'activació estàndard de la reacció de formació del complex activat, la qual es pot posar en termes de l'entalpia d'activació estàndard i l'entropia d'activació estàndard: ∆^‡G° = ∆^‡H° - T∆^‡S°.
Aquesta formulació permet donar una interpretació termodinàmica dels termes que apareixen a la llei d'Arrhenius. Així, per a una reacció en fase gasosa, la constant de velocitat ve donada per $k = e^n \frac{k_b T}{h} \left( c_0\right)^{1-n} exp \left(- \Delta^{\ddagger}S^0 \right) exp \left(- \Delta^{\ddagger}S^0 \right)$, l'energia d'activació ve donada per E_a = ∆^‡H° + nRT i el factor preexponencial ve donat per $A = e^n \frac{k_b T}{h} \left( c_0\right)^{1-n} exp \left(- \Delta^{\ddagger}S^0 \right)$.
Per a una reacció en fase condensada, les expressions són $k = e \frac{k_b T}{h} \left( c_0\right)^{1-n} exp \left(- \Delta^{\ddagger}S^0 \right) exp \left(- \Delta^{\ddagger}S^0 \right)$, l'energia d'activació ve donada per E_a = ∆^‡H° + RT i el factor preexponencial ve donat per $A = e \frac{k_b T}{h} \left( c_0\right)^{1-n} exp \left(- \Delta^{\ddagger}S^0 \right)$.
Aquesta teoria és vàlida en reaccions prou lentes per a considerar vàlida la hipòtesi d'equilibri termodinàmic i ha trobat força ús en l'estudi de reaccions enzimàtiques i de la catàlisi enzimàtica.

La IUPAC recomana prioritzar el terme teoria de l'estat de transició, en detriment de teoria del complex activat, que tradicionalment s'ha utilitzat com a denominació sinònima. En aquest diccionari es defineixen per separat per a facilitar la comprensió dels matisos diferenciadors d'ambdós conceptes.

La sigla ACT correspon a l'equivalent anglès activated complex theory ('teoria del complex activat').

ca teoria del flogist, n f
es teoría del flogisto, n f
en phlogiston theory, n

Química física

Definition

Teoria obsoleta segons la qual totes les substàncies desprenien flogist en cremar-les o calcinar-les, que es va utilitzar per a explicar la combustió, la calcinació dels metalls, la respiració, la fermentació i la putrefacció.

Note

La teoria del flogist va ser desenvolupada a final del segle XVII pel químic alemany G. E. Stahl.

Va ser Lavoisier qui, el 1783, va fer obsoleta aquesta teoria, en demostrar que els processos de combustió sempre estan relacionats amb una reacció amb oxigen, amb la qual cosa les substàncies afectades guanyen pes.

ca teoria DLVO, n f
es teoría DLVO, n f
en DLVO theory, n

Química física

Definition

Teoria que explica la coagulació de les partícules col·loidals hidròfobes basant-se en la simple addició de les corbes d'energia potencial de repulsió i atracció entre dues partícules col·loidals, en funció de la seva distància de separació.

Note

Segons la magnitud relativa de l'energia potencial de repulsió, V_R, i la del potencial d'atracció, V_A, la corba de l'energia potencial total, V_T, mostra diferents característiques (vegeu la imatge). A distàncies de separació curtes apareix un mínim profund que determina la distància de màxima aproximació i que és on es produeix la coagulació, a distàncies intermèdies predomina la repulsió i el sistema és estable i a majors distàncies el terme repulsiu cau més ràpidament que l'atractiu i es pot observar un segon mínim poc profund que correspon a la floculació de les partícules. Com que el mínim és poc profund, la floculació sol ser reversible i es pot tornar a estabilitzar el sistema col·loidal.

La denominació teoria DLVO conté una sigla, DLVO, que correspon a la inicial dels cognoms dels formuladors d'aquesta teoria: Deryagin, Landau, Verwey i Overbeek.

Química física (treball)

Basic search

Advanced search

Definition

Note

Definition

Note

Definition

Note

Definition

Note

Definition

Note

Definition

Note

Definition

Note

Definition

Note

Definition

Note

Definition

Note